Способы получения растворимых солей

Тема №12 «Соли»

Оглавление

Номенклатура солей

Определение солей в рамках теории диссоциации. Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные. В средних солях все атомы водорода соответствую­щей кислоты замещены на атомы металла, в кислых солях они заме­щены только частично, в основных солях группы ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки.

Существуют также некоторые другие типы солей, например двой­ные соли, в которых содержатся два разных катиона и один анион: СаСО₃ • MgCO₃ (доломит), КСl • NaCl (сильвинит), KAl(SO₄)₂ (алюмока­лиевые квасцы); смешанные соли, в которых содержится один катион и два разных аниона: СаОСl₂ (или Са(ОСl)Сl); комплексные соли, в со­став которых входит комплексный ион, состоящий из центрального атома, связанного с несколькими лигандами: K₄[Fe(CN)₆] (желтая кровяная соль), K₃[Fe(CN)₆] (красная кровяная соль), Na[Al(OH)₄], [Ag(NH₃)₂]Cl; гидратные соли (кристаллогидраты), в которых содержатся молекулы кристаллизационной воды: CuSO₄ • 5H₂O(медный купорос), Na₂SO₄ • 10Н₂О (глауберова соль).

Название солей образуют из названия аниона, за которым следу­ет название катиона.

Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавля­ют суффикс ид, например хлорид натрия NaCl, сульфид железа(Н) FeS и др.

При наименовании солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляют в случае высших степеней окисле­ния окончание —am, в случае низших степеней окисления окончание -ит. В названиях некоторых кислот для обозначения низших степеней окисле­ния неметалла используют приставку гипо-, для солей хлорной и марган­цовой кислот используют приставку пер-, например: карбонат кальция СаСО₃, сульфат железа(III) Fe₂(SO₄)₃, сульфит железа(II) FeSO₃, гипо­хлорит калия КОСl, хлорит калия КОСl₂, хлорат калия КОСl₃, перхлорат калия КОСl₄, перманганат калия КМnO₄, дихромат калия К₂Сг₂O₇.

Кислые и основные соли можно рассматривать как продукт непол­ного превращения кислот и оснований. По международной номен­клатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозначают приставкой гидро-, группу ОН — приставкой гидрокси, NaHS — ги­дросульфид натрия, NaHSO₃ — гидросульфит натрия, Mg(OH)Cl — гидроксихлорид магния, Аl(ОН)₂Сl — дигидроксихлорид алюминия.

В названиях комплексных ионов сначала указывают лиганды, за­вершают названием металла с указанием соответствующей степени окисления (римскими цифрами в скобках). В названиях комплекс­ных катионов используют русские названия металлов, например: [Cu(NH₃)₄]Cl₂ — хлорид тетраамминмеди(П), [Ag(NH₃)₂]₂SO₄ — суль­фат диамминсеребра(1). В названиях комплексных анионов исполь­зуют латинские названия металлов с суффиксом -ат, например: К[Аl(ОН)₄] — тетрагидроксиалюминат калия, Na[Cr(OH)₄] — тетра- гидроксихромат натрия, K₄[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат(Н) калия.

Названия гидратных солеи (кристаллогридратов) образуют­ся двумя способами. Можно воспользоваться системой названий комплексных катионов, описанной выше; например, медный купо­рос [Cu(H₂O)₄]SO₄ • Н₂0 (или CuSO₄ • 5Н₂O) можно назвать сульфат тетрааквамеди(П). Однако для наиболее известных гидратных со­лей чаще всего число молекул воды (степень гидратации) указывают численной приставкой к слову «гидрат», например: CuSO₄ • 5Н₂O — пентагидрат сульфата меди(И), Na₂SO₄ • 10Н₂О — декагидрат суль­фата натрия, СаСl₂ • 2Н₂O — дигидрат хлорида кальция.

Номенклатура солей

Растворимость солей

По растворимости в воде соли делятся на раствори­мые (Р), нерастворимые (Н) и малорастворимые (М). Для определения растворимости солей пользуются таблицей растворимости кислот, осно­ваний и солей в воде. Если таблицы под рукой нет, то можно воспользоваться правилами. Их легко запомнить.

1. Растворимы все соли азотной кислоты — ни­траты.

4. Растворимы соли натрия и калия.

5. Не растворяются все фосфаты, карбонаты, си­ликаты и сульфиды, кроме солей Na + и K + .

Классификация солей

Из всех химических соединений соли являют­ся наиболее многочисленным классом веществ. Это твердые вещества, они отличаются друг от друга по цвету и растворимости в воде. В начале XIX в. шведский химик И. Берцелиус сформулировал определение солей как продуктов реакций кислот с основаниями или соединений, полученных заменой атомов водорода в кислоте металлом. По этому признаку различают соли сред­ние, кислые и основные. Средние, или нормальные, соли — это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

Диссоциируют такие соли на катионы металла и анионы кислотного остатка:

Кислые соли — это продукты неполного заме­щения атомов водорода в кислоте на металл. К кислым солям относят, например, питьевую соду NaHCO₃, которая состоит из катиона метал­ла Na + и кислотного однозарядного остатка HCO₃ — . Для кислой кальциевой соли формула записывает­ся так: Ca(HCO₃)_2. Названия этих солей складываются из названий средних солей с прибавлением приставки гидро-, например:

Диссоциируют кислые соли следующим обра­зом:

Основные соли — это продукты неполного за­мещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток. Например, к таким солям относится знамени­тый малахит (CuOH)₂CO₃, о котором вы читали в произведениях П. Бажова. Он состоит из двух основных катионов CuOH + и двухзарядного аниона кислотного остатка CO₃ 2- . Катион CuOH + имеет заряд +1, поэтому в моле­куле два таких катиона и один двухзарядный ани­он CO₃ 2- объединены в электронейтральную соль.

Названия таких солей будут такими же, как и у нормальных солей, но с прибавлением при­ставки гидроксо-, (CuOH)₂CO₃ — гидроксокарбонат меди (II) или AlOHCl₂ — гидроксохлорид алюми­ния. Большинство основных солей нерастворимы или малорастворимы.

Последние диссоциируют так:

Классификация солей

Свойства солей

Типичные реакции солей:

Схема взаимопревращения солей

Первые две реакции обмена были подробно рас­смотрены ранее.

Третья реакция также является реакцией обме­на. Она протекает между растворами солей и со­провождается образованием осадка, например:

Четвертая реакция солей связана с положением металла в электрохимическом ряду напряжений металлов (см. «Электрохимический ряд напряже­ний металлов»). Каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, располо­женные правее его в ряду напряжений. Это соблю­дается при выполнении следующих условий:

1) обе соли (и реагирующая, и образующаяся в ре­зультате реакции) должны быть растворимыми;

2) металлы не должны взаимодействовать с водой, поэтому металлы главных подгрупп I и II групп (для последней начиная с Са) не вытесняют дру­гие металлы из растворов солей.

Химические свойства солей Химические свойства средний солей

Способы получения солей

Способы получения и химические свойства солей. Соли могут быть получены из неорганических соединений практически любо­го класса. Наряду с этими спо­собами соли бескислородных кислот могут быть получены при не­посредственном взаимодействии металла и неметалла (Cl, S ит. д.).

Многие соли устойчивы при нагревании. Однако соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степе­ни окисления, при нагревании разлагаются.

Источник

Способы получения растворимых солей

** §8.8 Соли. Получение и химические свойства.

Рассмотрим важнейшие способы получения солей.

1. Реакция нейтрализации . Этот способ уже неоднократно встречался в предыдущих параграфах. Растворы кислоты и основания смешивают (осторожно!) в нужном мольном соотношении. После выпаривания воды получают кристаллическую соль. Например:

H 2 SO 4

K 2 SO 4

сульфат калия

2 . Реакция кислот с основными оксидами . Этот способ получения солей упоминался в параграфе 8-3. Фактически, это вариант реакции нейтрализации. Например:

H 2 SO 4

сульфат меди

3 . Реакция оснований с кислотными оксидами (см. параграф 8.2). Это также вариант реакции нейтрализации:

карбонат кальция

Если пропускать в раствор избыток СО 2 , то получается избыток угольной кислоты и нерастворимый карбонат кальция превращается в растворимую кислую соль – гидрокарбонат кальция Са(НСО 3 ) 2 :

СаСО 3 + Н 2 СО 3 = Са(НСО 3 ) 2 (раствор)

4 . Реакция основных и кислотных оксидов между собой :

сульфат кальция

5 . Реакция кислот с солями . Этот способ подходит, например, в том случае, если образуется нерастворимая соль, выпадающая в осадок:

CuS↓ (осадок)

сульфид меди

6 . Реакция оснований с солями . Для таких реакций подходят только щелочи (растворимые основания). В этих реакциях образуется другое основание и другая соль. Важно, чтобы новое основание не было щелочью и не могло реагировать с образовавшейся солью. Например:

хлорид натрия

7 . Реакция двух различных солей . Реакцию удается провести только в том случае, если хотя бы одна из образующихся солей нерастворима и выпадает в осадок:

AgCl↓ (осадок)

хлорид серебра

нитрат калия

Выпавшую в осадок соль отфильтровывают, а оставшийся раствор упаривают и получают другую соль. Если же обе образующиеся соли хорошо растворимы в воде, то реакции не происходит: в растворе существуют лишь ионы, не взаимодействующие между собой:

NaCl + KBr = Na + + Cl — + K + + Br —

Если такой раствор упарить, то мы получим смесь солей NaCl, KBr, NaBr и KCl, но чистые соли в таких реакциях получить не удается.

8 . Реакция металлов с кислотами . В способах 1 – 7 мы имели дело с реакциями обмена (только способ 4 – реакция соединения. Но соли образуются и в окислительно-восстановительных реакциях. Например, металлы, расположенные левее водорода в ряду активности металлов (таблица 8-3), вытесняют из кислот водород и сами соединяются с ними, образуя соли:

H 2 SO 4 (разб.)

сульфат железа II

9 . Реакция металлов с неметаллами . Эта реакция внешне напоминает горение. Металл «сгорает» в токе неметалла, образуя мельчайшие кристаллы соли, которые выглядят, как белый «дым»:

хлорид калия

10 . Реакция металлов с солями . Более активные металлы, расположенные в ряду активности левее , способны вытеснять менее активные (расположенные правее ) металлы из их солей:

порошок меди

сульфат цинка

Теперь рассмотрим химические свойства солей.

Наиболее распространенные реакции солей – реакции обмена и окислительно-восстановительные реакции. Сначала рассмотрим примеры окислительно-восстановительных реакций.

1 . Окислительно-восстановительные реакции солей .

Поскольку соли состоят из ионов металла и кислотного остатка, их окислительно-восстановительные реакции условно можно разбить на две группы: реакции за счет иона металла и реакции за счет кислотного остатка, если в этом кислотном остатке какой-либо атом способен менять степень окисления.

а) Реакции за счет иона металла .

Поскольку в солях содержится ион металла в положительной степени окисления, они могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях, где ион металла играет роль окислителя. Восстановителем чаще всего служит какой-нибудь другой (более активный) металл. Приведем пример:

Hg 2+ SO 4

Sn 2+ SO 4

соль менее активного металла (окислитель)

более активный металл (восстановитель)

Принято говорить, что более активные металлы способны вытеснять другие металлы из их солей. Металлы, находящиеся в ряду активности левее , являются более активными. Нетрудно заметить, что это те же реакции металлов с солями (см. пункт 10 предыдущего раздела).

б) Реакции за счет кислотного остатка .

В кислотных остатках часто имеются атомы, способные изменять степень окисления. Отсюда – многочисленные окислительно-восстановительные реакции солей с такими кислотными остатками. Например:

Na 2 S –2

2 NaBr –1

соль сероводородной кислоты

H 2 O 2 –1

H 2 SO 4

K 2 SO 4

2 H 2 O –2

соль иодоводородной кислоты

2 KMn +7 O 4

16 HCl –1

5 Cl 2 0

2 Mn +2 Cl 2

соль марганцовой кислоты

хлорид марганца

2 Pb(N +5 O 3 –2 ) 2

4 N +4 O 2

соль азотной кислоты

при нагревании

2 . Обменные реакции солей .

Такие реакции могут происходить в растворах, когда соли реагируют: а) с кислотами, б) с щелочами, в) с другими солями. Например:

а) CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ (осадок) + H 2 SO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ (осадок) + HNO 3

б) FeCl 3 + 3 NaOH = Fe(OH) 3 ↓ (осадок) + 3 NaCl

CuSO 4 + 2 KOH = Cu(OH) 2 ↓ (осадок) + K 2 SO 4

в) BaCl 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ (осадок) + 2 KCl

CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ (осадок) + 2 NaCl

Некоторые из этих реакций уже встречались в опытах из первой части параграфа.

Во всех случаях один из продуктов обменной реакции обязательно должен покидать реакционную смесь в виде осадка или газообразного вещества. Либо должно получаться прочное соединение, не распадающееся в растворе на ионы (например, вода в реакции нейтрализации). Если эти условия не выполняется, то при смешивании реагентов в лучшем случае образуется смесь не реагирующих между собой ионов — реакция не идет.

8.27 (ФМШ). Продолжите уравнения реакций и уравняйте их. Если есть продукты, выпадающие в осадок или выделяющиеся в виде газа, поставьте после них стрелку вниз или вверх.

1) AgNO 3 + FeCl 3 =

2) Pb(NO 3 ) 2 + K 2 S =

3) Ba(NO 3 ) 2 + Al 2 (SO 4 ) 3 =

4) CaCl 2 + Na 3 PO 4 =

6) (NH 4 ) 2 SO 4 + KOH =

7) K 2 CO 3 + H 2 SO 4 =

8) Ba(HCO 3 ) 2 + H 2 SO 4 =

9) Al 2 O 3 + KOH (избыток) =

11) NaHCO 3 + HCl =

12) NaHCO 3 + NaOH =

13) [Cu(OH)] 2 SO 4 + KOH =

14) [Cu(OH)] 2 SO 4 + H 2 SO 4 =

17) K 2 S + HNO 3 = кислая соль + .

18) Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = основная соль + .

Источник